t1ea

Vista previa del material en texto

Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 1 
 
 
TEMA 1 
 
 
Estructura atómica 
 
La idea de la existencia de átomos se remonta al año 500 a.C. porque ya Demócrito 
consideraba que la materia se componía de partículas indivisibles denominadas átomos. 
Pero el inicio real de la teoría atómica no tuvo lugar hasta fines del siglo XIX. El primer 
desarrollo sobre el átomo fue el de Dalton en su teoría atómica, la cual puede 
resumirse así: los átomos son las partículas básicas de la materia, pequeñas esferas 
compactas e indivisibles que son idénticas (misma masa y propiedades) para un mismo 
elemento, pudiéndose agrupar átomos de distintos elementos en relaciones sencillas 
para formar moléculas también compactas. 
Esta teoría explicaba las leyes de constancia de masa, constancia de composición , 
combinación en proporciones múltiples y recíprocas y muchas propiedades generales de 
la materia, pero al querer explicar ciertos fenómenos, surgía a necesidad de aceptar que 
los átomos debían ser más complicados de lo que se creía. 
 
Descubrimiento del electrón: J.J. Thomson en 1897, estudiando la naturaleza de los 
rayos catódicos, descubrió el electrón y elaboró un nuevo modelo atómico. En su 
trabajo utilizó un tubo de rayos catódicos que consistía en un cilindro con dos 
electrodos y un orificio que permitía hacer el vacío. 
Si se aplicaba a los electrodos una diferencia de potencial, teniendo el tubo a presión 
baja, se producían una serie de descargas de distinta coloración, según fuera la 
naturaleza del gas que había en su interior 
Al ir disminuyendo la presión del gas, aproximándose al vacío, se producía una 
fluorescencia en la parte opuesta al cátodo, cubierta con sustancias especiales. Si, 
además, se colocaba un obstáculo, se originaba una sombra dentro de la fluorescencia, 
que indicaba la existencia de unos rayos que partían del cátodo, por lo que debían estar 
cargados negativamente en dirección perpendicular a él, hacia el ánodo, y por esto se los 
llamó rayos catódicos. 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 2 
 
 
Los rayos catódicos que se producían en su interior poseían una energía puesto que eran 
capaces de mover ligeros molinetes. Tenían carga (negativa), puesto que se desviaban 
por campos eléctricos y magnéticos en la forma que correspondería a partículas 
negativas. No se modificaban ni dependían del tubo ni de los materiales de que 
estuvieran hechos los electrodos. 
Con estos datos, Thomson llegó a la conclusión de que esos rayos estaban constituidos 
por algo universal; así se descubrió la primera partícula atómica, a la que se denominó 
electrón. 
Si las partículas eran iguales para toda la materia, la relación entre su carga y su masa 
debía ser constante, y calculó un valor para esta constante de 1.76x10
8
 coul/g. 
Por lo tanto, el modelo atómico que supuso Thomson era una esfera maciza, positiva y 
con electrones en su interior, lo que hacía del conjunto que su resultado fuera de carga 
neutra. 
 
 
Descubrimiento del protón: Si se realiza la misma experiencia del tubo de descarga 
pero con la modificación de que el cátodo esté perforado, tal como lo hiciera Goldstein 
en 1886, se observa que en la parte posterior del cátodo aparecen rayos luminosos 
llamados rayos anódicos ó canales. Experimentos posteriores demostraron que los 
rayos anódicos son partículas de carga positiva debido a su comportamiento frente a los 
campos eléctricos y magnéticos. Pero estos rayos NO se producen en el ánodo sino que 
tienen su origen en el choque de los electrones de suficiente energía con los átomos 
neutros del gas contenido en el tubo a quienes arrancan nuevos electrones dejando 
partículas positivas residuales que se dirigen aceleradas al cátodo y algunas lo 
atraviesan. Estas partículas positivas se desvían en sentido inverso a los rayos catódicos 
frente a campos eléctricos y magnéticos. Midiendo la relación masa/carga se encontró 
que son mucho más pesadas que los electrones y que dependía del gas encerrado en el 
tubo. 
Puesto que los iones positivos se producen por el desprendimiento de uno o más 
electrones (partículas de masa muy pequeña), la masa del ión remanente es casi igual a 
la de la partícula neutra. 
La más liviana de estas partículas positivas, descubierta cuando el tubo está cargado con 
vestigios de hidrógeno, tiene masa: 1.67x10
-24
 g, casi igual a la del átomo de hidrógeno, 
y la misma carga pero con signo opuesto, a la del electrón. Es decir + 1.6x10
-19
 coul. Se 
lo denominó protón. La masa del protón es 1840 veces mayor que la del electrón. 
 
Descubrimiento del neutrón: En 1932 se descubrió una nueva partícula del átomo, el 
neutrón, también constitutiva del núcleo. El autor de este descubrimiento fue Chadwick 
al realizar experiencias de transmutación de núcleos. 
Fue difícil encontrarlo ya que no tiene carga y por lo tanto no es desviado por campos 
eléctricos no magnéticos. 
 El neutrón tiene una masa semejante a la del protón y junto con él determinan 
prácticamente la masa total del átomo, ya que la masa del electrón es prácticamente 
despreciable. 
 
Experimento de la gota de aceite de Milikan: En 1910 Millikan logró con este 
experimento determinar el valor de la carga del electrón : 1.602x10
-19
 coul. Se puede 
deducir entonces que la masa del electrón es 9.11x10
-28
 g . 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 3 
 
Descubrimiento de los rayos X: Roetgen en 1895 observó unas radiaciones en el tubo 
de rayos catódicos que se originaban en la pared opuesta cátodo, se propagaban en línea 
recta, producían fluorescencia en pantallas de platino y cianuro de bario situada a cierta 
distancia del tubo, atravesaba distintos espesores de sustancias opacas, ennegrecían 
placas fotográficas y podían ionizar gases. Intentó estudiar la naturaleza de estas 
radiaciones, pero no pudo explicarla, por lo que las denominó Rayos X. 
 
Descubrimiento de la radiactividad: Becquerel en 1896 encontró que algunos 
compuestos de uranio emitían radiaciones análogas a los rayos X. Pensó que estas 
sustancias emitían radiaciones cuando eran expuestas a la luz ultravioleta, pero después 
comprobó que también en la oscuridad emitían radiación, incluso con mayor intensidad. 
Los esposos Curie comprobaron más tarde que no sólo los compuestos de uranio 
emitían radiaciones, sino que otros de distintos elementos (polonio, torio, radio) 
también las emitían, y de mayor intensidad. A esta capacidad que tenían algunas 
sustancias se las llamó radiactividad. 
Pueden individualizarse cuatro clases de radiación: 
 Rayos α: + 3.10x10-19 coul ; 9.1x10-24 g. Es decir son cationes He2+. 
 Rayos β- : - 1.6x10-19 coul ; 9.1x10-28 g. Son electrones semejantes a los rayos 
catódicos. 
 Rayos β+ : + 1.6x10-19 coul ; 9.1x10-28 g. Son los positrones. 
 Rayos γ: Son radiaciones electromagnéticas semejantes a los Rayos X (sin carga 
ni masa). 
 
 
 
Modelos atómicos 
 
Modelo de Thompson: Tal como lo mencionamos anteriormente, el primer intento por 
explicar la naturaleza eléctrica del átomo fue obra de J.J. Thompson. Postuló que un 
átomo está compuesto por una esfera de electricidad positiva, en la cual están 
incrustados los electrones, en número suficiente para neutralizar la carga positiva. 
Puesto que la masa del electrón es sumamente pequeña en comparación con la del 
átomo, casi toda la masa de éste está asociada con la carga positiva. 
Es un modelo estático, con cargas negativas sin movimiento y cargas positivas 
distribuidas uniformemente por toda la esfera (no concentradas en un lugar 
determinado). 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 4 
 
 
Experiencia de Rutherford: En 1911, lord Rutherford (discípulo de Thompson) lleva a 
cabo su experimento para comprobar el modelo de Thompson. 
Consiste en bombardearuna fina lámina de oro o platino con partículas alfa. Para dichas 
partículas se colocaron al costado y detrás de la lámina, superficies recubiertas de sulfuro 
de zinc a modo de pantalla fluorescente. Las partículas alfa al chocar contra esta superficie 
producen un centelleo de modo que se podían apreciar los impactos de las partículas cuando 
salían de la lámina metálica. 
De acuerdo al razonamiento de Rutherford, las partículas alfa (pesadas y aceleradas), al 
incidir sobre la lámina no debían sufrir desviaciones apreciables en sus trayectorias si era 
correcto el modelo de Thompson, pues al ingresar esas partículas al átomo, deberían ser 
repelidas en todas direcciones pero con igual intensidad debido a que se postulaba que las 
cargas en el átomo están distribuidas uniformemente por toda la esfera. 
 
 
Conforme a lo esperado, un 99% de las partículas pasaron sin desviarse ó desviándose muy 
poco de su trayectoria original. Pero sorprendentemente hubieron algunas que se desviaron 
ángulos bastante grandes y un número muy reducido de ellas se reflejaron y retrocedieron 
sobre sus trayectorias. 
Usando las propias palabras de Rutherford: “era tan increíble como si se disparara una 
bala de 30 cm sobre una hoja de papel y la bala regresara a herir al atacante” 
Esto lo llevó a desechar el modelo de Thompson y postular uno nuevo en 1911. 
Basándose en su experimento, Rutherford estableció el siguiente modelo atómico: El átomo 
está formado por un núcleo y una corteza: 
 En el núcleo se concentra la carga positiva (protones) y la mayor parte de la 
masa del átomo. 
 En la corteza, girando alrededor del núcleo, los electrones. Esta zona ocupa la 
mayor parte del volumen atómico. 
La explicación de este modelo para la experiencia del bombardeo de partículas alfa a 
una lámina de oro es la siguiente: 
1. 1. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin desviarse. Esto 
era así porque el átomo está prácticamente vacío; solo había algunos electrones 
girando alrededor del núcleo y la masa de los electrones es muy pequeña. 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 5 
2. 2. Una pequeña proporción atravesaba la lámina con una ligera desviación en su 
trayectoria. Las partículas que se desviaban eran las que pasaban cerca del 
núcleo, se repelían (ambas tienen carga positiva) y sufrían una pequeña 
desviación. 
3. 3. Solo una de cada 10.000 partículas rebotaba y no atravesaba la lámina. Las 
partículas que rebotaban eran repelidas por el núcleo. El tamaño del núcleo era 
muy pequeño comparado con el tamaño total del átomo, unas 10.000 veces más 
pequeño. 
Un poco después, en 1920, Rutherford propuso la existencia de otra partícula en el 
núcleo. La denominó neutrón, tendría la masa del protón y carecía de carga. La 
evidencia experimental de esta partícula no se tuvo hasta 1932 con los experimentos de 
Chadwick. 
Este modelo explica perfectamente la experiencia de Rutherford; sin embargo, sería 
imposible explicar con el modelo de Thomson por qué la mayoría de los protones 
atraviesan la lámina de oro. 
 
 
 
 
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Modelo+at%F3mico+de+Rutherford&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_30.Ges.LCO.png
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Regi%F3n+del+%E1tomo&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_31.Ges.LCO.png
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 6 
 
Modelo atómico cuántico de Bohr: Cuando Rutherford enunció su modelo, no tuvo en 
cuenta algunos trabajos publicados por sus contemporáneos y que ponían en evidencia 
ciertos aspectos negativos de su teoría. El principal inconveniente del modelo de 
Rutherford radica en que si los electrones, que son partículas cargadas negativamente, 
están girando alrededor del núcleo positivo, irían perdiendo energía y acabarían 
precipitándose sobre él en un tiempo muy pequeño (una fracción de segundo). Sabemos 
que esto no ocurre y que los átomos son capaces de vivir una eternidad. 
Basándose en algunas experiencias de sus colegas, como el efecto fotoeléctrico, la teoría 
cuántica de Planck y Einstein (según la cual la energía de un sistema no puede aumentar 
o disminuir de forma continua, sino a saltos muy pequeños o «cuantos» de energía) y 
los espectros atómicos, Niels Bohr (1885-1962) propuso un modelo atómico, compuesto 
por núcleo y corteza. Al igual que en el modelo de Rutherford, el átomo también tenía 
un núcleo positivo y los electrones giraban en torno a él, pero lo hacían en unas órbitas 
circulares, donde no emiten ni absorben energía. A estas «órbitas permitidas» se les 
llamó niveles de energía. 
 Estas órbitas o capas permitidas se denominan (desde el núcleo al exterior), 
capas K, L, M, N . 
 La energía de un electrón en un órbita dada es constante, es decir, en ella no 
gana ni pierde energía. Al no variar su energía, no varía su velocidad y no se 
acerca al núcleo. 
 Cuando cambia de un estado de mayor a otro de menor energía (órbita más 
alejada a órbita más cercana), emite una radiación cuya energía es igual a la 
diferencia energética de los dos estados. 
 Para que un electrón se encuentre en un estado permitido, su momento cinético 
angular debe ser múltiplo de h/2π. 
m . r . v = n . h/2π 
m: masa del electrón 
v: velocidad del electrón 
r: radio de la órbita 
n: número entero llamado número cuántico principal. 
h: cte de Planck 
 
Esta ecuación nos permitía calcular el radio de cada una de las órbitas circulares 
permitidas . 
 
 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 7 
 
 
 
 
 
Se da el nombre de número cuántico a todo parámetro que me sirva para conocer la 
posición de un electrón dentro del átomo. 
El número cuántico “n” o número cuántico principal, me indica la capa permitida 
que ocupa el electrón. Toman los valores 1 (capa K), 2 (capa M), 3 (capa N), etc. 
Más tarde, Arnold Sommerfeld (1868-1951), en una ampliación del modelo de Bohr, 
supuso que las órbitas también podían ser elípticas. Sommefeld imaginó para cada 
órbita principal “n”, “n subóbitas”: 1 circular y (n-1) elípticas: 
 
 
Capa K (n=1) → 1 subórbita circular 
Capa L (n=2) → 1 subórbita circular 
 → 1 subórbita elíptica 
 
Capa M (n=3) → 1 subórbita circular 
 → 2 subórbitas elípticas 
 
Capa N (n=4) → 1 subórbita circular 
 → 3 subórbitas elípticas 
 
De la teoría de Sommerfeld se desprende la necesidad de un segundo número cuántico, 
que nos sirve para delimitar la subórbita a la que pertenece el electrón y su forma. Se lo 
denomina número cuántico secundario ó L. 
Los valores de “L” dependen de “n”. Así L = 0, 1, 2, 3, ……(n-1). Respectivamente se 
los denomina subórbita s, p, d, f….. 
 
 
 
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Experimento+de+Rutherford&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_16.Ees.LCO.png
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Experimento+de+Rutherford&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_16.Ees.LCO.png
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 8 
Capa K (n=1) → 1 subórbita circular (1s) 
Capa L (n=2) → 1 subórbita circular (2s) 
 → 1 subórbita elíptica (2p) 
 
Capa M (n=3) → 1 subórbita circular (3s) 
 → 2 subórbitas elípticas (3p ; 3d) 
 
Capa N (n=4) → 1 subórbita circular (4s) 
 → 3 subórbitas elípticas (4p ; 4d ; 4f) 
 
 
Luego surge la necesidad de incluir un tercer número cuántico denominado número 
cuántico magnético (m) para explicar las orientaciones que tomaban los planos que 
contienen a estas subórbitas alaplicar un campo magnético externo. Sintéticamente 
podemos decir que : 
 todos las subórbitas “s” toman una única orientación en el espacio y se designa 
m=0. 
 Todos los orbitales “p” toman tres orientaciones en el espacio : px, py y pz 
cuando m= (-1); m= 0 y m=(+1) respectivamente. 
 Todos los orbitales “d” toman cinco orientaciones en el espacio: d1, d2, d3, d4 y 
d5. 
Finalmente en 1925 Unlembeck y Gaudsmit demostraron que cada electrón presenta un 
giro sobre su propio eje, además del giro alrededor del núcleo. Con un cuarto número 
cuántico denominado número cuántico de spin (s), podemos definir si el electrón gira 
en sentido horario ó antihorario. Es decir, s toma sólo 2 valores: (+1/2) ó (-1/2). 
 
 
Estos cuatro números cuánticos nos permitirán conocer la configuración electrónica de 
cada átomo, es decir, conocer cómo están distribuidos sus electrones. 
Cada electrón tiene asociado cuatro números cuánticos: “n” nos indicará en qué 
capa permitida se encuentra; “l” nos indicará a su vez en cuál de las subórbitas 
permitidas, “m” nos indicará qué orientación toma esa subórbita en el espacio y, 
finalmente “s” nos hablará del sentido de rotación del electrón sobre su eje. 
Los electrones siempre tienden a ocupar los orbitales de menor energía disponibles (más 
cercanos al núcleo), para estar en una situación de mayor estabilidad energética. Existirá 
,por tanto, un orden de llenado, de menor a mayor energía: 
1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s, 3px, 3py, 3pz, 4s, 3d1, 3d2, 3d3, 3d4, 3d5, 4px, 4py, 4pz, 5s… 
Como nunca dos electrones pueden coincidir en los cuatro números cuánticos, se 
deduce que en cada órbita pueden existir como máximo 2 electrones (uno girando en 
sentido horario y otro en antihorario). A esto se llama Principio de exclusión de Pauli. 
Al realizar las configuraciones electrónicas de lo átomos , también utilizamos la Regla 
de Hund que establece que cuando se tengan orbitales atómicos de energía equivalente 
(por ej: 2px, 2py, 2pz), ingresa un electrón a cada uno de ellos (semillenado) y luego el 
segundo (apareamiento). Es decir, en orbitales isoenergéticos, el semilleado precede al 
apareamiento. 
 
 
 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 9 
Concepto moderno del átomo: 
El modelo atómico de Bohr es muy útil, pero la ciencia va evolucionando y experiencias 
posteriores llevaron a abandonar la idea de las órbitas estacionarias de Bohr, que se 
regían según las leyes de la mecánica clásica, para establecer una nueva mecánica; la 
mecánica cuántica. Sus padres fueron: Werner Karl Heisenberg (1901-1976), Erwin 
Schrödinger (1887-1961) y Paul Dirac (1902-1984). 
Se abandonó el concepto de órbita estacionaria, debido fundamentalmente a que no 
se puede determinar con precisión la posición exacta de un electrón en un determinado 
instante. (Principio de Incertidumbre de Heinsemberg) 
En la mecánica cuántica se define el orbital como una zona del espacio donde la 
probabilidad de encontrar al electrón es máxima. 
Es decir, no es posible decir que el electrón “está” en un lugar u otro con una velocidad 
conocida, sino que tenemos que hablar simplemente de la “posibilidad de estar” en un 
determinado lugar del átomo. 
El cálculo para determinar la probabilidad de que un electrón se encuentre en diversos 
puntos del átomo es un problema matemático extremadamente complejo de la Mecánica 
cuántica. 
Estos cálculos conducen a un modelo atómico de nube de carga. 
Consideremos un experimento hipotético: supongamos que pudiéramos fotografiar al 
electrón del átomo de hidrógeno en un instante dado. Una nueva fotografía tomada un 
segundo más tarde encontraría al electrón en una nueva posición permitida. LA 
superposición de millones de tales fotografías tomadas a intervalos muy cortos nos daría 
un conjunto de posiciones semejantes a una nube. Las regiones de mayor densidad de 
puntos serían aquellas en las que exista una gran posibilidad de encontrar al electrón Y 
las más difusas, aquellas donde la posibilidad es menor. 
En el caso del átomo de hidrógeno, la zona de mayor densidad de puntos, 
correspondería a la órbita cuyo radio calculó Bohr, pero vemos que el electrón también 
puede ocupar otras posiciones de menor “probabilidad”, aunque posibles. En esto radica 
la diferencia entre la órbita de Bohr y el concepto moderno de orbital. 
 
 
 
Representación de algunos orbitales 
 
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Representaci%F3n+de+algunos+orbitales&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_17.Ees.LCO.png
http://www.kalipedia.com/popup/popupWindow.html?tipo=imagen&titulo=Representaci%F3n+de+algunos+orbitales&url=/kalipediamedia/cienciasnaturales/media/200709/24/fisicayquimica/20070924klpcnafyq_17.Ees.LCO.png
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 10 
 
Tabla periódica 
 
Muchas de las propiedades químicas de los elementos se explican en términos de su 
configuración electrónica. Debido a que los electrones llenan los orbitales atómicos de 
manera muy ordenada, no es sorprendente que los elementos con configuraciones 
electrónicas semejantes, como sodio y potasio, se comporten en muchos aspectos de 
manera similar y que, en general, las propiedades de los elementos muestren tendencias 
observables. Los químicos del siglo XIX descubrieron tendencias periódicas en las 
propiedades físicas y químicas de los elementos mucho antes de que la teoría cuántica 
apareciera en escena. A pesar de que estos químicos desconocían la existencia de 
electrones y protones, sus esfuerzos para sistematizar la química de los elementos 
resultaron notablemente acertados. Sus principales fuentes de información fueron las 
masas atómicas de los elementos y otras propiedades físicas y químicas conocidas. 
 
Los químicos hicieron varios intentos por ordenar los diferentes elementos siguiendo 
diferentes criterios, pero hasta Mendeleiev (1969) no se consiguió una disposición 
coherente. Su ley periódica decía “Las propiedades de los elementos químicos no son 
arbitrarias sino que varían con la masa atómica de manera periódica”. 
Su tabla constaba inicialmente de diez filas horizontales y nueve columnas verticales, 
pero presentaba los elementos bastante mezclados entre sí. 
Por ello decidió en 1871 dividir cada grupo en dos subgrupos (a y b) excepto el grupo 
VIII y el de los gases nobles. Se tenían entonces 16 grupos y 10 períodos. 
Uno de los mayores aciertos fue la existencia de algunos huecos en la tabla que 
adelantaban la existencia de elementos todavía desconocidos en la época (Ga, Ge, etc) 
cuyas masas eran aproximadas y sus propiedades predichas de antemano. 
Pero presentaba ciertos defectos: 
 No tenía un lugar adecuado para el hidrógeno: por sus propiedades químicas 
podría ir con los halógenos o con los alcalinos. 
 Algunas parejas de elementos debían colocarse en orden inverso al de sus masas 
atómicas crecientes si se pretendía mantener la correspondencia de propiedades 
en su columna (grupo) 
 No había sitio en la tabla para los lantánidos ni para los actínidos. 
 No había separación clara entre metales y no metales. 
 
 
Ley de Moseley. Sistema periódico actual: 
En 1912 Moseley demostró que las frecuencias de absorción de los elementos eran 
función del número atómico (Z) de dicho elemento. Por lo tanto se pensó que la 
ordenación secuencial de los elementos sería mejor hacerla en orden creciente de los 
números atómicos (Z) y no de las masas atómicas (A) (Recordar que A es la suma de 
protones (Z) y neutrones (N); A = Z + N ). 
Así surge el sistema periódico actual llamado “Tabla larga de Werner y Paneth” que 
consta de 18 columnas o grupos y 7 filas o períodos. 
En cada grupo se colocan elementos de propiedades análogas. En cada período, los 
elementos aumentan en una unidad el Z del elemento precedente. 
La distribuciónde familias de elementos es: 
 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 11 
Elementos representativos: 
 Alcalinos: grupo Ia 
 Alcalinotérreos: grupo IIa 
 Térreos: grupo IIIa 
 Carbonoides: grupo IVa 
 Nitrogenoides: grupo Va 
 Anfígenos: grupo VIa 
 Halógenos: grupo VIIa 
 Gases nobles ó inertes: Grupo VIII ó O 
 
Elementos de transición: 
 IIIb 
 IVb 
 Vb 
 VIb 
 VIIb (incluye 3 columnas) 
 Ib 
 IIb 
 
Elementos de transición interna: 
 Lantánidos (14 elementos) 
 Actínidos (14 elementos) 
 
Hidrógeno: Queda afuera. Generalmente se lo pone encima de los alcalino Ia. 
 
El sistema periódico incluye tres tipos de elementos: Metales, No metales y 
Semimetales. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 12 
 
 
 
 
 
 
Estructura electrónica y Tabla Periódica: 
Las propiedades químicas de los elementos y buena parte de las físicas, dependen de los 
electrones del último nivel, por lo que la colocación de los elementos en la Tabla 
Periódica siguiendo una relación entre sus propiedades estará conectada con la 
estructura electrónica de su última capa. 
Los elementos de un mismo grupo tienen igual configuración electrónica externa 
(mismo número de electrones en el último nivel energético) y de ello dependen sus 
propiedades químicas. 
Al pasar al siguiente período, los electrones ocupan una nueva capa. 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 13 
 
 
 Alcalinos: grupo Ia. (ns1) 
 Alcalinotérreos: grupo IIa (ns2) 
 Térreos: grupo IIIa (ns2p1) 
 Carbonoides: grupo IVa (ns2p2) 
 Nitrogenoides: grupo Va (ns2p3) 
 Anfígenos: grupo VIa (ns2p4) 
 Halógenos: grupo VIIa (ns2p5) 
 Gases nobles ó inertes: Grupo VIII ó O (ns2p6) 
 Elementos de transición : (n-1)d variable ns2. 
 Elementos de transición interna : (n-2)f variable (n-1)d 1 ns2 . 
Los gases nobles presentan una gran estabilidad química debido a que tienen su última 
capa completa. 
Los demás elementos ganarán, perderán o compartirán electrones de modo de alcanzar 
 
la configuración electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica (Regla del 
octeto) 
 
 
Variación periódica de las propiedades de los elementos: 
 
 Energía de ionización ó potencial de ionización 
“Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en sus estado 
fundamental, transformándolo en el catión correspondiente” Se expresa referida a 1 mol 
de átomos. 
Las energías de ionización sucesivas son cada vez mayores porque hay que vencer la 
fuerza que ahora ejerce el núcleo con exceso de cargas positivas) sobre los electrones 
restantes. 
En la tabla periódica (en líneas generales), la energía de ionización aumenta de 
izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo. 
 
 Afinidad electrónica ó electroafinidad : 
“Energía que desprende un átomo en sus estado fundamental cuando capta un electrón 
libre transformándose en el anión correspondiente”. Se expresa referida a un mol de 
átomos. 
Para las posibles afinidades sucesivas, se deberá aportar energía pues habrá que vencer 
la repulsión sobre los nuevos electrones que pudieran captarse. 
En la tabla periódica (en líneas generales), la electroafinidad aumenta de izquierda a 
derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo. 
 
 Electronegatividad: 
“Tendencia que tiene un elemento para atraer hacia sí el par de electrones del enlace 
compartido con otros”. Es una propiedad de los átomos enlazados entre sí. 
A mayor electroafinidad y potencial de ionización, mayor será la electronegatividad. 
Las electronegatividades no pueden medirse sino en forma comparativa. 
Según la escala de Pauling, el flúor es el elemento más electronegativo (4) y el Cs el 
menos electronegativo (0.4). Todos los demás se relativizan en dependencia a estos dos 
átomos. 
Cátedra: Química 
Ingeniería 
Universidad Nacional del Nordeste 
 14 
Se consideran elementos metálicos aquellos que en esta escala tienen electronegatividad 
hasta 2. 
 
 Tamaño de los átomos: 
Si consideramos a los átomos aproximadamente esféricos, su tamaño se relacionará con 
el radio de la esfera. Pero el tamaño variará según los átomos con los que forme enlace. 
Por difracción de rayos X se pueden medir las distancias internucleares y así calcular los 
radios atómicos. 
Para los metales (ej. K), el radio atómico (radio metálico), será la mitad de la distancia 
internuclear. 
Para las moléculas covalentes de los no metales (ej. Br2), el radio atómico (radio 
covalente) es también la mitad de la longitud de enlace (distancia internuclear). 
En la tabla periódica (en líneas generales), los radios atómicos aumentan de derecha a 
izquierda en un período y de arriba hacia abajo en un grupo. 
En el caso de los radios iónicos hay consideraciones. 
- Los cationes tienen radio menor que el átomo neutro pues habrá contracción de 
la nube electrónica propiciada por la atracción del exceso de cargas positivas 
nucleares. 
- Los aniones tienen radio mayor que el átomo neutro debido a la expansión de la 
nube electrónica por la mayor repulsión interelectónica.